SOUFRE

Synonymes. Sulphur ( lat. )', Srhwe/el ( allemand).

Propriétés physiques. JLe soufre est un corps solide , d’un jaune cilrin, insoluble dans l’eau et sans saveur (1). Il acquiert cependant , par le frottement, une légère odeur, en même temps qu’il attire, comme la résine, les corps légers (2). Il conduit mal le calorique et l’électricité. La chaleur de la main suffît pour briser un canon de soufre avec bruit , ce qui tient au défaut de conductilité du calorique. Il fond à 108° de température (à 117° suivant M. Gay-Lussac). Vers 250° à 300*, il devient de plus en plus pâteux, ne peut . plus couler, et en même témps devient d’un brun foncé. Si, dans cet état, on le refroidit brusquement.il reste long-

(i) I.os corps insolubles dans l'eau sont aussi insolubles dans la salive, et conséquemment sans saveur.

(a) On peut tirer des étincelles électriques d'un bâton de soufre préalablement frotté avec un morceau d'étoffe de laine ou de soie.

OXACÉS.

temps mon , élastique et susceptible de se réduire en fils trèsminces , et de recevoir l’empreinte de médailles. Vers V20-, il entre en ébullition et sé réduit en vapeurs d’un jaune foncé , qui se condensent sur des corps froids sous forme de poussière (fleur de soufre). 11 devient au contraire cassant , si on le refroidit brusquement lorsqu’il est à peine entré en fusion et qu’il n’à pas encore changé de couleur ; fondu et refroidi lentement, il cristallise en petits prismes rhomboidaux trèsallongés. Dans toutes ces circonstances, le soufre reste chimiquement le même corps, et sa coloration dépend d un arrangement particulier des molécules, produit par 1 application de la température à des degrés différents. Le soufre présente un exemple frappant de dimorphie en ce qu il peut cristalliser en octaèdres à triangles scalènes et en prismés rhomboidaux. La densité du soufre est 1,99. Celle de sa vapeur est 6,653, la densité de l’air étant 1. Le soufre devient , comme les résines, électro-négatif par le frottement.

Propriétés chimiques. Projeté sur le feu , le soufre répand une odeur sui generis. L odeur qui se produit est celle de 1 acide sulfureux , auquel le soufre donne naissance en brûlant au contact de l’air ou de l’oxygène. Il Se combine directement avec un très-grand nombre de corps, surtout avec les métaux, et , sous ce rapport, il a beaucoup d analogie avec l’oxygène. Avec l’hydrogène, il forme l’acide sulfhydrique,et avec les métaux , des sulfures correspondant aux oxydes métalliques.

État. Le soufre se rencontre à l’état de liberté ( état natif) aux environs des volcans , autour de l’Etna , du Vésuve , autour des volcans brûlés des Andes , dans l’Amérique méridionale. 11 constitue alors des dépôts considérables , produits de la vaporisation , qu’on désigne sous le nom de solfatares ( terres de soufre). Il existe dans le blanc d’œuf, et, d'après l’analyse deM. Muldner, dans l’albumine et la fibrine du sang [protéine). On le rencontre, à l’état de combinaison , dans les sulfures et dans les sulfates. Les sulfures de fer, de cuivre, de plomb , de zinc , d’antimoine , de mercure ; puis les sulfates

72 OXACÉS.

de chaux , de strontiane , de baryte , de potasse , de soude , de magnésie, sont les composés de soufre les plus répandus!

Préparation. On retire le soufre le plus ordinairement du persulfure de fer et de cuivre (pyrite). A cet effet, on place la pyrite dans des chaudières en fonte , sous lesquelles on allume du feu. Par 1 action de la chaleur, le persulfure se réduit à l’état de monosulfure , et l’excédant du soufre se vaporise. On conduit les vapeurs de soufre , au moyen de tuyaux convenablement adaptés , dans une chambre de plomb , dont le plancher est incliné , et au fond duquel se trouvent des moules cylindriques , dans lesquels le soufre se condense ( soufre en canon). Mais, pour que le soufre passe , dans la chambre de plomb, à l'état liquide, il faut que la température soit maintenue au point de fusion du soufre, c’est-à-dire à 117% car , lorsque la température de la chambre de plomb , dans laquelle le soufre arrive , est maintenue au-dessous du point de fusion du soufre, celui-ci passe à l’état solide et forme une sorte de neige , qui constitue les fleurs de soufre.

Caractères distinctifs. L’odeur que répand le soufre en brûlant , est On caractère excellent qui sert à le distinguer de tous les autres corps.

La formule du soufre est S =201,165 , l’équivalent de l’oxygène étant 100.

Usages. On se sert des fleurs de soufre lavées dans la fabrication de la poudre fine ; car le soufre ordinaire , qui n’est jamais bien pur , pourrait contenir de petits grains de silice capables de briser l’arme à feu. On emploie le soufre pour soufrer les allumettes et pour préparer l’acide sulfureux et 1 acide sulfurique. En médecine , on prescrit le soufre dans beaucoup de maladies de la peau.

Historique. Le soufre est connu depuis la plus haute antiquité. II jouait , au moyen âge , un grand rôle dans le laboratoire des alchimistes, qui regardaient le soufre et le mercure comme les éléments des métaux : Omnia metalla ex sulfure et argento vivo consistant.

OXACÉS.

Acide sulfhydrique .

Sykommes. Hydrogène sulfuré , acide hydrosulfurique , acide hydrothionique. Schwejelwasserstoff ( allem, ).

Propriétés physiques. L’acide sulfhydrique est un composé gazeux , incolore, doué d’une odeur d’œufs pourris trèscaractéristique ( 1 ) ; sa saveur est fort désagréable ; sa densité est 1,19. Soumis à une pression de 17 atmosphères, il peut, à la température ordinaire (10°), être amené à l’état liquide. Il présente alors l’aspect d’un liquide incolore, excessivement mobile; sa mobilité est telle, que l’élher, placé à côté de lui , ressemble à une huile grasse. A — .18°, l’acide sulfhydrique étendu d’eau , dépose de petits cristaux octaédriques d’hydrate (2). Le gaz acide sulfhydrique se dissout assez faiblement dans i’eau ; celle-ci , dans les circonstances ordinaires , en prend environ trois fois son volume. Étant peu soluble dans l’eau , il ne fume pas à l’air. L’eau, chargée de gaz acide sulfhydrique, laisse dans le vide , ou à une température élevée , échapper tout le gaz qu’elle contient.

Propriétés chimiques. L’acide sulfhydrique rougit faiblement la teinture de tournesol ( en rouge vineux ). Ses propriétés acides ne sont pas bien marquées ; en le faisant passer à travers un tube incandescent, on le décompose en hydrogène et en soufre. Ainsi, la chaleur seule suffit pour le décomposer; et pourtant cette même chaleur suffît aussi pour combiner le soufre avec l’hydrogène (Voy. préparation ). Mais, de même que la chaleur ne décompose pas complètement l'acide sulfhydrique , ainsi la chaleur seule n’amène pas une combinaison complète du soufre et de l’hydrogène. L’acide sulfhydrique est

(i) L'odeur qu'exhalent les œufs pourris tient précisément à la présence de l’acide sulfhydrique qui s'y développe.

(a) Annalen dtr Chemie vnd Pharmacie ; herausg. V. Liebig. l640<

un gaz inflammable , ce qui n:est pas étonnant , puisqu'il se compose de deux corps éminemment Inflammables ; il brûle avec une flamme bleuâtre et répand une odeur d’acide sulfureux. En faisant l’expérience dans une éprouvette , on remarque que la combustion n’est pas complète ; il se dépose du soufre sur les parois du vase , et l’hydrogène seul est brûlé complètement (1).

Mis en contact avec l’oxygène à froid et à l’air sec , le gaz acide sulibydrique reste inaltérable ; en dissolution dans l'eau , il est décomposé complètement à la longue par l’oxygène de l’air qu elle absorbe; il seproduitde l'eau et du soufre qui se dépose sous la forme d'un précipité blanc laiteux. L'eau , en détruisant l’élasticité du composé , en facilite la décomposition. Il faut conserver la dissolution d'acide suifhydrique entièrement à l’abri du contact de l’air. Mis en contact avec le chlore , il so décompose , en laissant déposer du soufre et en cédant son hydrogène au chlore pour donner naissance à de l’acide chlorhydrique. L’iode agit comme le chlore. Il y a formation d’acide iodhydrique et dépôt de soufre qui se précipite.

L’acide sulfhydrique précipite généralement en noir la plupart des sels métalliques, tels que ceux de plomb , d’argent , de cuivre, de bismuth , etc. Les sels de fer et de zinc ne sont précipités par l'acide sulfhydrique , qu’autant qu’ils sont parfaitement neutres. La moindre quantité d'acide libre en empêche la précipitation. Ces précipités sont des sulfures. Cet acide noircit l’argent métallique.

L’acide sulfhydrique agit comme un poison sur les animaux . Il en faut peu pour occasionner une asphyxie complète. C’est lui qui produit les accidents qu’on a à redouter en vidant les égouts et les fosses d’aisance. Son action sur les tis-

(i) On peut appliquer à cette combustion incomplète du soufre et complète de l’hydrogène , le principe suivant : « De deux corps mis en présence d’un troisième , celui qui a le plus d'affinité se combine plus complètement que l’autre qui en a moins et qui se précipite. »

OXACÉS.

sus n’est pas corrosive comme celle du chlore. Il paraît principalement agir sur le^système nerveux.

de ga/ sulfhydrique dans l'air suflit pour faire périr un oiseau ; ^ suffit pour tuer un chien.

Caractères distinctifs. L’odeur distingue l'acide sulfhydrique de tous les autres corps. Au contact du chlore , l’acide sulfhydrique donne un précipité laiteux (soufre) avec formation d’acide chlorhydrique qui précipite le nitrate d’argent en blanc.

État. L’acide sulfhydrique se rencontre à l’état de liberté dans les égouts, dans les fosses d’aisance , enfin partout où il y a des substances animales , et surtout des œufs , en putréfaction. On le rencontre encore dans la nature dissous dans l’eau, et constituant le principe actif des eaux minérales sulfureuses naturelles (eaux de Baréges, de Gauterets, de Bagnéres). >

Préparation. L’hydrogène cl le soufre peuvent se combiner directement. Expérience : On remplit une cloche de verre d’un volume d’hydrogène ; on y fait passer un morceau de soufre qu’on chauffe jusqu’à ce qu’il se volatilise. Aussitôt il se produit du gaz acide sulfhydrique ; mais cette combinaison est incomplète. Dans cette expérience, il ne s en forme guère qu’un cinquième de ce qui aurait dû se former eu réalité. L’hydrogène , en se combinant avec le soufre , ne change pas de volume (Voy. composition). La combinaison de l’hydrogène avec le soufre est complète lorsque ces deux corps se trouvent à l’etat naissant, c’est-à-dire au moment où les éléments d’un composé se dissocient pour se transformer en un ou plusieurs composés d’un nouvel ordre.

Le procédé le plus commode pour préparer 1 acide sulfhydrique consiste à faire agir un acide fort (acides sulfurique, nitrique, chlorhydrique) sur un sulfure ; le sulfure de fer et l’acide chlorhydrique remplissent ce but. Au contact de ces deux corps, l’acide sulfhydrique prend naissance et se dégage avec effervescence; l’action a lieu à froid. A la place du sul-

Digitizec

OXACÉS.

fure , on obtient un chlorure de fer, et à la place de l’acide chlorhydrique, on a l’acide sulfhydrique qui se dégage. Il y a là un échange d’éléments, équivalent pour équivalent.

FeS ) FeCl (résidu).

ClII SH (se dégage).

En employant un oxacide, c’est l’eau qui est décomposée, et on a:

Fe S ) FeO, SOs ( résidu).

S03,Hoi SH (se dégage).

Composition. L’acide sulfhydrique est un gaz composé de soufre et d’hydrogène. Pour l’analyser le plus commodément , on peut s'y prendre de la manière suivante : On chauffe 100 volumes de ce gaz avec de l’étain (1) dans un tube de verre gradué et légèrement courbé ; après l’expérience on trouve que le volume du gaz n’a pas changé. Donc , un équivalent d’hydrogène ( 2 volumes) , en se combinant avec un équivalent de soufre , donne un équivalent (2 volumes) d’acide sulfhydrique , saturant un équivalent de base. Sa formule est donc H S ou H*S , représentant un équivalent ou deux volumes d’hydrogène sulfuré.

D’après ces données, la densité théorique de l’acide sulfhydrique est 1,17682 (poids d’un volume). En ôtant de ce nombre la densité de l’hydrogène 0,06885, on a 1 ,10897 pour le poids du soufre qui se combine avec cet équivalent d’hydrogène. L’équivalent en poids de l’hydrogène étant connu ( 12,48) , on trouve celui du soufre , en établissant la proportion suivante :

0,06885: 1,10897 ;; 12,48 : *=201,165 qui est l’équivalent du soufre , celui de l’oxygène étant 100.

(1) On choisit l'étain de préférence, parce qu'il fond facilement, et qae , étant fondu ( liquide ), il présente successivement toutes ses surfaces au corps avec lequel on le combine. Le fer ou tout autre métal ne présenterait pas le même avantage.

OXACÉS.

Usages. L’acide sulfhydrique est souvent employé en bain (combiné avec un alcali) et quelquefois comme boisson dans les maladies dartreuses et rhumatismales. On s’en sert souvent comme réactif de certains sels métalliques et pour séparer les sels de cuivre des sels de fer ; il subît d’aciduler le mélange de ces sels pour que l'acide sulfhydrique ne précipite que le sel de cuivre en laissant le sel de fer intact.

Persulfure d'hydrogène.

Synonymes. Polysuljide d’hydrogène , suljide d’hydrogène , acide hydrothioneux, fVasserstoffichwefel (allemand).

Propriétés physiques. Le persulfure d’hydrogène est un liquide de couleur jaune brunâtre ; l’odeur en est désagréable et rappelle un peu celle de l’acide sulfhydrique : sa saveur est brûlante et amère. Comme le binoxyde d’hydrogène , il blanchit la langue et y cause un sentiment de picotement très- vif ; il a la consistance d’une huile essentielle ; sa densité est 1 ,7. À la température de 60° à 70- , il se décompose en soufre qui se précipite , et en acide sulfhydrique qui se dégage. Un froid de — 20° ne le solidifie point. Il n’est pas sensiblement soluble dans l’eau , qui parait le décomposer en partie. L’éther le dissout , et sa dissolution éthérée, exposée à l’air, laisse, au bout de quelque temps, déposer des cristaux de soufre.

Propriétés chimiques. Le persulfure d’hydrogène se décompose dans les dissolutions alcalines en soufre et en acide sulfhydrique. Il est , au contraire , très-stable dans les dissolutions acides. On peut l’y faire bouillir sans le décomposer. Le binoxyde d’hydrogène est à peu près dans le même cas. Mis en contact avec l’oxyde d’argent , il se décompose avec dégagement de lumière. Tous les corps qui amènent la décomposition du binoxyde d’hydrogène décomposent aussi le persulfure d’hydrogène. Tels sont, le peroxyde de manganèse , le platine , le charbon , etc. Dans celte action , il se dégage de

OXACÉS.

l’acide sulfhydrique avec effervescence , et du soufre se dépose. Il détruit l'épiderme et la couleur du tournesol. Il brûle avec une flamme bleuâtre , en donnant naissance à de l'acide sulfureux et à de l’eau.

Préparation. On verse une dissolution de polysulfure de potassium sur de l’acide chlorhydrique étendu d’eau. On agite continuellement la liqueur : le persulfure d’hydrogène se dépose. Explication. U se forme d'abord de l'acide sulfhydrique qui, au lieu de se dégager, absorbe une plus grande quantité de soufre mis à nu par l’acide chlorhydrique qui s'unit à la potasse. Comme la liqueur est constamment maintenue acide, le persulfure d’hydrogène ne se décompose pas. Il se décomposerait , si l’on versait , au contraire , l'acide chlorhydrique étendu dans la dissolution de persulfure de potassium.

Composition. On ne connaît pas la composition exacte du persulfure d'hydrogène. Probablement il se compose d'un équivalent d’hydrogène ( 2 volumes ) et de 2 équivalents de soufre. Sa formule serait donc H S’.

'Historique. Le persulfure d hydrogène a été découvert par Sclieclc , et très-bien décrit par M. Thénard en 1831.

Sulfures.

On distingue les sulfures , suivant les diverses proportions de soufre qu’ils contiennent, en monosulfures , en suif hydrates de monosuif m'es, en bisulfures , en trisulfures, quadrisulfures , et en penta ou persulfures (I).

1» Monosulfurcs. Quand on chauffe du soufre avec un métal , il peut se présenter deux cas : 1° le métal ne se combine avec le soufre qu'en une seule proportion (M-f-S)*, ou 2“ le métal se combine avec le soufre en plusieurs proportions; cependant, quelle que soit la quantité de soufre qu’on

( I ) Les protosulfures alcalins devraient être appelés sulfidcs ( Voy. npmenctal.), parcp qu ils jouent souvent le rôle de base (sul/oàaas) vis-à-vis certains pcrsulfuics mctallnjues ( sulfacidci ).

OXACÉS.

lai présente , le métal n’en prend jamais plus de 8 équivalents (M+S5). Les monosulfures des métaux proprement dits sont généralement insolubles , tandis que les monosulfures àlcalîns sont solubles. Ce sont ceux là qui nous intéressent plus particulièrement.

Les monosulfures alcalins ont tous une réaction alcaline, et ils ont tous une odeur d'hydrogène sulfuré. Ils sont solubles dans l'eau et dans l’alcool et tachent la peau en jaune ; la tache ne persiste pas. Traités par un hydracide ( acide chlorhydrique ) , ils dégagent de l’acide sulfhydrique avec effervescence ; traités par un oxacide (acide sulfurique) , iis donnent lieu à la même réaction ; mais dans ce cas , c’est l’eau de l’acide qui se décompose , tandis que dans le premier cas , c’est l’acide lui-même qui se décompose. Ce caractère appartient du reste à tons les sulfures en général. Chauffés en vase clos , les monosulfores alcalins résistent à de très-hautes températures. Us s’altèrent , au contraire , au contact de l’air , en se transformant , à la longue , par suite de l’absorption de l’oxygène , en sulfates parfaitement neutres. Le grillage à l’air humide hâte singulièrement cette transformation.

La dissolution aqueuse des monosulfures alcalins est d’abord incolore ; au bout de quelque temps , elle se colore en brun jaunâtre, étant exposée au contact de l’air; enfin, au bout d’uu à deux ans, elle est redevenue incolore. Supposons que ce soit le monosulfure de potassium (KS) , voici ce qui se passe : 2KS-1- eau au contact de l'air (oxygène et acide carbonique) devient = KO,COs (carbonate de potasse) + KO, ST)1 (hyposulfite). Or, le- carbonate et l’hyposulfitc de potasse, formés aux dépens d’e l’oxygène et de l’acide carbonique de l’air , sont tous deuv. incolores. Pourquoi donc y a-t-il coloration ? C’est que le p otassium s’oxyde plus vite que le soufre, et la potasse ainsi produite se combinant aussitôt avec l’acide carbonique de l’air , il y a du soufre mis en liberté , et ce soufre, se portant sur la partie du monosulfurc non décomposée , transforme celui-ci en polysuffuro. Or, tous les poly-

OKACES.

sulfures sont colorés ; mais le soufre , absorbant bientôt l’oxygène de l’air , se transforme d’abord lui-même en hyposulfite incolore , comme nous venons de le voir ; et l’hyposulfite se change à son tour , par un contact prolongé de l’air , en sulûte et iinalement en sulfate. C’est ainsi qu’une dissolution de monosulfure alealin , exposée à l’air , se trouve , au bout d’un certain temps , entièrement convertie en sulfate parfaitement neutre et incolore.

On distingue les monosulfures des autres sulfures plus sulfurés , en ce que leurs dissolutions , traitées par les acides , dégagent de l’acide sulfhydrique sam précipitation de soufre.

Il y a plusieurs moyens de préparer les monosulfures. Le meilleur moyen consiste à chauffer un sulfate alcalin (sulfate de potasse, de soude, de chaux, de baryte, de strontiane) dans un creuset brasqué , recouvert de charbon et porté à la chaleur blanche. Tout l’oxygène étant enlevé par le charbon à l’état d’acide carbonique ou d’oxyde de carbone , il reste un équivalent de soufre combiné avec un équivalent de potassium ou de sodium, etc., c’est-à-dire un monosulfure alcalin. Tout autre moyen de préparer le monosulfure est difficile , sinon impossible ; car, comme les métaux alcalins peuvent se combiner avec le soufre en plusieurs proportions définies, il est difficile de tomber exactement sur la quantité de soufre (par voie sèche) ou d’acide sulfhydrique (par voie humide) nécessaire pour former avec la potasse ou la soude un monosulfure de potassium ou de sodium.

2° Sulfliydrates de sulfures. Il n’y a guère que les alcalis et les terres alcalines qui forment des sulfhydirates de sulfures , qu’on doit regarder comme de véritables sulfo-sels ; car, dans ces composés , le soufre de l’acide correspond au soufre de la base , comme dans les oxy-sels ou sels proprement dits, l’oxygène de l’acide correspond à l’oxygène do la base ( Voy. Nomenclature ).

Caractères. Ils ont une réaction alcaline. Leurs dissolutions sont incolores comme celles des monosulfures , et traitées par

OXACÉS. Si

les acides , elles dégagent de l’hydrogène sulfuré comme les sulfures simples , avec cette différence qu’il se dégage exactement le double d hydrogène sulfure , de ce qu’en dégagent les monosulfures :

MS, HS+Cl H = MCI-fHS, HS (2 éqniv. d’acide sulfhydrique).

MS, Cl II = MC1+HS (1 équiv. d’acide sulfhydrique).

Le moyen le plus simple de distinguer un sulfhydrate de sulfure d’un monosulfure, consiste à le mettre en contact avec un sel(sulfate) de manganèse. Si l’on opère sur un sulfhydrate, il se produit un précipité de sulfure de manganèse avec effervescence , et il se dégage un équivalent d’acide sulfhydrique, parce qu’il n’existe pas de sulfhydrate de sulfure de manganèse. Ce même sel de manganèse ne donne pas d’effervescence avec un monosulfure alcalin. •

L’action de l’air sur les sulfhydrates de sulfures est la même que sur les sulfures simples.

On prépare les sulfhydrates de sulfures en faisant arriver dans une dissolution de potasse, de soude, de chaux, etc., un courant de gaz sulfhydrique.

En chauffant du potassium dans du gaz sulfhydrique , on obtient un sulfhydrate de sulfure de potassium , en même temps qu’il se dégage de l’hydrogène. Ce sulfhydrate est tout à fait analogue au fluorhydrate de fluorure de potassium.

3° Poly sulfures. Tous les polysulfures sont colorés. Leurs dissolutions , traitées par un acide , dégagent de l’acide sulfhydrique avec effervescence, et laissent déposer tous les équivalents de soufre, moins un, qui entrent dans la composition du polysulfure. Ainsi , par exemple , si le polysulfure est un trisulfure , il se déposera deux équivalents de soufre ; si c’est un penta-sulfure, il s’en déposera quatre équivalents , etc. Il est important , dans les analyses , de ne pas se servir d’un polysulfure , au lieu d’un monosulfure ; car, l’excès de soufre du polysulfure s’ajoutant au précipité d’un sulfure simple , ferait commettre une erreur considérable.

Les polysulfures se conservent plus longtemps à l’air que

les sulfures simples. Mais ils finissent, à la longue, par devenir incolores , et laissent déposer du soufre , ce qui les distingue des monosulfures et des sulfhydrates de sulfures qui se décolorent sans déposer de soufre. Dans la décoloration despolysuifures , l'air n'intervient que par son oxygène. Le polysulfure passe successivement par les états intermédiaires d ’hyposul/ite , de sulfite , pour arriver finalement à l’état de sulfate.

On obtient les polysulfures directement par voie sèche en calcinant un alcali fixe (potasse, soude) ou une terre alcaline (chaux, baryte , strontiane) avec du soufre en excès.

Oxacides de soufre.

Les composés d’oxygène et de soufre ont été rangés dans l’ordre suivant : acide sulfureux , acids, sulfurique , acide hyposulfurique , acide hyposulfureux. C'est là leur ordre de stabilité. L’acide sulfureux , étant le composé le plus stable , a ilù être placé avant l'acide sulfurique. D’ailleurs, l’acide sulfureux peut être (suivant M. Pcrsoz ) considéré comme uu radical analogue au cyanogène. ( Voy. pag. 85).

Acide sulfureux.

Synonymes. Acidum sulfurotum (latin). Schwcjligcsiiure (allemand).

Propriétés physiques. L’acide sulfureux est un gaz incolore , doué d une odeur suffocante , rappelant l’odeur du soufre qui brûle. 11 a une saveur acide et désagréable. Sa densité est 2,25. Soumis à uue pression de 3 à 5 atmosphères dans un appareil de Mariotte , il passe à l’état liquide (Faraday). Ce qu’il y a de remarquable dans cette expérience, c’est que la diminution du volume du gaz acide sulfureux n’est pas exactement proportionnelle à la pression à laquelle il est soumis ; tandis que les autres gaz, d’après la loi de Mariotte , se réduisent à la moitié de leur volume, sous une pression double ; au tiers , sous une pression triple, et ainsi de suite. L’acide sulfureux se réduit tout d’abord au quart environ de sou volume sous une pression double. Le gaz acide sulfureux est donc plus compressible que les autres gaz. Devenu liquide,

OXACÉS.

par suite d’une forte pression ou d’un abaissement de température à — 25° , il est incolore , très-mobile , et sa densité est 2,212 à — 50“. A la température de 10°, il reprend avec effervescence l’état de gaz, en produisant un abaissement de température qui va jusqu a — 57", et dans le vide, jusqu’à — 68". Aussi , peut-on congeler, à l’aide de l’acide sulfureux liquide anhydre, les liquides dont le point de congélation est très-bas , tels que l’alcool , le mercure , etc. Le pouvoir réfringent du gaz acide sulfureux est 2,260. L’eau , à la température de 20°, dissout environ 44 fois son volume de gaz acide sulfureux. L’alcool dissout 116 fois son volume de gaz dans les circonstances ordinaires. Ces quantités varient suivant la température et suivant la pression. L’acide sulfureux dissous dans l'eau , perd sa stabilité et tend à se transformer en un autre composé ( Voy. Propriétés chimiques).

Propriétés chimiques. De tous les acides du soufre , l’acide sulfureux est le plus stable. Prenant naissance à une température élevée , il n’est point décomposable par la chaleur.

Le gaz acide sulfureux , dissous dans l'eau et abandonné au contact de l’air , se transforme peu à peu en acide sulfurique. Voici comment: l'eau dissout l’oxygène de l'air; cet oxygène se combine avec l’acide sulfureux , qui se change eu acide sulfurique, et alors l’eau , n’ayant plus d'oxygène en dissolution , est apte à en absorber de nouveau. Cette action, lente à la vérité, se continue jusqu’à ce que tout l’acide sulfureux soit changé en acide sulfurique.

Le chlore et l’acide sulfureux n'exercent aucune action l’un sur l'autre lorsqu’ils sont tous deux à l’état de gaz secs ; mais en y ajoutant un peu d’eau , la réaction a lieu aussitôt ; le chlore disparaît ; il se forme de l’acide chlorhydrique et de l’acide sulfurique aux dépens de l’hydrogène et de l’oxygène de l’eau qui se décompose. L’iode , le brème, le fluor, agissent comme le chlore.

L’acide sulfureux et l’acide chlorhydrique , tous les deux étant très-stables, ne réagissent pas l’un sur l’autre. L’acide

oxAcÉa.

sulfureux, mis en contact avec l’acide sulfhydrique , donne naissance à de l’eau , et à du soufre qui se dépose.

Les oxacides peu stables, c’est-à-dire ceux qui cèdent facilement leur oxygène, tels que les acides chlorique , bromique , iodique , nitreux , nitrique , transforment l'acide sulfureux en acide sulfurique.

L’acide sulfureux forme avec les oxy-bases des sulfites.

Le peroxyde de manganèse absorbe le gaz acide sulfureux d'une manière complète (Gay-Lussac). Le borax est dans le même cas. Cette propriété est précieuse dans les analyses.

L’eau, tenant en dissolution de l’acide sulfureux , abandonne, par la chaleur, tout l’acide dont elle est chargée, et il ne reste plus que de l’eau pure ; tandis qu’en traitant de la même manière une dissolution d’acide chlorhydrique , il arrive un degré où l’eau n’en abandonne plus ; elle reste acidulée.

L’acide sulfureux décolore certaines couleurs végétales. La violette, les roses rouges, sur lesquelles on fait arriver du gaz acide sulfureux , deviennent blanches ; mais la couleur n’est que masquée , car on la rétablit au moyen de l’acide sulfurique. Il rougit la teinture de tournesol , qui , bientôt après , se détruit en devenant d'un jaune paille.

État. On rencontre l’acide sulfureux à l’état de liberté aux environs des volcans , des solfatares , et partout où il y a du soufre en combustion. On ne le rencontre point à l’état de combinaison ; car , outre que l’acide sulfureux a peu de tendance à s’unir aux bases , il ne tarderait pas à se changer de sulfite en sulfate.

Préparation. Lorsqu’on brûle du soufre dans une cloche contenant de l’air ou de l’oxygène , il se forme du gaz acide sulfureux, facile à reconnaître par son odeur caractéristique. Cetacide s’obtient donc directement. En brûlant le soufre dans l’oxygéne , la température qui se produit est excessivement élevée , tandis que dans l’air , la présence de l’azote s’oppose à une élévation trop grande de température. Celte remarque est du reste applicable à tous les corps qui se combinent di-

OXACÉS.

rectement , soit avec l’oxygène pur , soit avec l’oxygène de l’air. — On prépare l’acide sulfureux plus commodément en chauffant l’acide sulfurique concentré , en contact avec un métal tel que le cuivre , le mercure ou le zinc. L’acide sulfurique , en se décomposant , oxyde le métal , et l’acide sulfureux se dégage et peut être recueilli sous le mercure.

Lorsqu’on chauffe l’acide sulfurique avec de la sciure de bois ou avec du charbon en poudre , on obtient également un dégagement d’acide sulfureux; mais celui-ci est impur, car il est mêlé avec de l’acide carbonique et avec des vapeurs d’acide sulfurique anhydre.

Caractères distinctifs. L’odeur et la propriété d’être absorbé par le peroxyde de manganèse et le borax , sont des caractères suffisants pour distinguer l’acide sulfureux de tous les autres corps.

Composition. De 100 parties de gaz acide sulfureux ,

50,114 appartiennent au soufre.

49,856 — à l’oxygène.

Sa formule est donc SO’ ou S. 100 parties de cet acide neutralisent une quantité telle d’oxy-base , que l’oxygène de celle-ci est 24,928 , c’est-à-dire la moitié de la quantité de l’oxygène contenu dans l'acide (1).

Usages. On emploie souvent l’acide sulfureux pour faire des fumigations , pour purifler les lettres qui viennent des endroits où règne la peste. On s’en sert pour blanchir les matières animalisées, telles que la soie , la laine, que le chlore pourrait détruire.

(i) M. Persoz vient d'établir, que l'acide sulfureux est comparable au cyanogène, et qu'il peut , comme celui-ci, faire fonction de corps simple, en s'unissant soit avec l'oxygène , soit avec te soufre , le chlore , le brème , l'iode. De là , il envisage l'acide sulfurique comme un composé formé , non pas da soufre et d'oxygène, mais d’acide sulfureux et d’oxygène ( a vol. de gaz sulfureux + i vol. d'oxygène). C’est ainsi que l'acide sulfureux considéré comme un radical formerait les composés de S + O , S + S , S-fCl*, S-t-B*. S + F*- ( Complet rendus des séances de l' Académie ; G avril l84°- )

OXACÉS,

Sulfites.

Ils ont tous une saveur et une odeur sulfureuses. En général, dans les sels solubles, c’est la base qui donne la saveur; /ci, au contraire, de même que pour les hyposulfites et les cyanures , c’est l’acide qui détermine la saveur. Traités par un acide , ils dégagent avec effervescence l’acide sulfureux , caractérisé par son odeur. Tous les sulfites exposés à l’air ou dissous dans l’eau aérée , se changent en sulfates.

Action de la chaleur. Tous les sulfites sont décomposés par la chaleur et se convertissent, partie en sulfure, partie en sulfate. Les sulfites de zinc et de magnésie résistent à une température élevée , et ne subissent qu’une décomposition incomplète sous l’influence de la chaleur seule.

Chauilés avec du charbon ou avec un métal , ils se décomposent tous et se changent en sulfures.

Solubilité. Il n’y a guère que les sulfites de potasse , de soude , d’ammoniaque et de littilne , qui soient solubles dans l’eau ; tous les autres sont insolubles et laissent dégager une partie de leur acide par la simple exposition à l'air.

Composition. Pans les sulfites neutres, l’oxygène de la base est la moitié de l’oxygène de l’acide , = MO, SOs. Il y a un très-petit nombre de bisulfites dans lesquels deux équivalents d’acide sont unis à un équivalent de base = MO (SO?)\

Préparation. Aucun sulfite n’existe dans la nature. On prépare les sulfites alcalins en faisant arriver dans une dissolution de carbonate de potasse , de soude , etc. , un courant d’acide sulfureux jusqu’à ce qu’il ne se dégage plus d’acide carbonique. On obtient ainsi des cristaux de sulfites alcalins mêlés de cristaux de bisulfites.

On peut regarder les sulfites comme de véritables réservoirs d’acides sulfureux : on en retire l’acide toutes les fois qu'on y verse un acide plus puissant.

OXACÉS.

Acide sulfurique.

Synonymes. Acidum sulfuricum (latin), Schwefelsaure (allem.), huile de vitriol , acide vitriolique.

Il y a deux espèces bien distinctes d’acide sulfurique : 1° l’acide sulfurique ordinaire ou du commerce ; 2" Y acide sulfurique anhydre (glacial ).

1" Acide sulfurique ordinaire (S01 * 3,H0).

Propriétés physiques. Cet acide est d’une saveur extrêmement caustique, produisant surla langue la sensation d’une température élevée; il est inodore et incolore quand il est pur ; il est coloré en jaune, quand il contient de l’acide hyponitrique; et il a l’odeur du soufre qui brûle, lorsqu’il contient de l’acide sulfureux. Par la distillation , ces deux acides, qui rendent l’acide sulfurique impur, s’en vont les premiers, et on obtient de l’acide sulfurique à peu près pur , surtout si l’on élève la température de manière à distiller l’acide sulfurique lui-même , et à laisser pour résidu les sulfates de plomb ou de fer, de potasse, de chaux , qui peuvent s’y trouver dissous. L’acide sulfurique bien concentré est de consistance oléagiueuse; il coule comme une huile grasse ; de là son nom ancien d’huile de vitriol, parce qu’on le préparait par la distillation du vitriol vert ( sulfate de protoxyde de fer). Sa densité est 1 ,84-217. Il bout à la température de 325°, et peut être distillé(l). Il se congèleà 0 — 34". Son ébullition est brusque et produit des soubresauts qui peuvent projeter le liquide au loin; on évite cet inconvénient en y ajoutant de la limaille de platine ou tout autre corps étranger non attaquable par l'acide. Il est soluble dansl’eau en toute proportionna dissolution aqueuse très-éteudue bout très-près de 100°, età mesure que la proportion d’acide augmente, la dissolution

(1) En général, les liquides qui bouillent à une température élevée, sont

lourds ou peu mobiles , comme les huiles grasses ; tandis que ceux qui

bouillent à une température peu élevée , sont légers et extrêmement mobiles , comme les éthers.

OXACÉS.

ne bout plus qu’à 150°, à 200°, à 300°, etc., de manière qu’on peut eu faire varier le point d’ébullition suivant la quantité plus ou moins grande d’eau dont l’acide se trouve chargé.

Propriétés chimiques. L’acide sulfurique colore la teinture de tournesol en couleur pelure d’oignon, comme tous les acides puissants. Il suffit d’une très-petite quantité d’acide sulfurique pour produire cet effet. L’acide sulfurique ordinaire , le plus concentré , renferme toujours 1 équivalent d’eau dont il est impossible de le débarrasser. Son affinité pour l’eau est si grande, qu’il parait former avec celle-ci de véritables combinaisons. La température qui se manifeste au contact de l’eau et de l’acide sulfurique en excès , peut s’élever jusqu’à 80°. L’acide sulfurique contenants équivalents d’eau(SOs-j-2HO) est susceptible de cristalliser en prismes à 7° ou 8° du thermomètre centigrade. Lorsqu’il contient trois équivalents d’eau et au delà , toute cristallisation est impossible. L’acide sulfurique concentré est très-hygrométrique; abandonné longtemps à l’air, il en absorbe peu à peu l’humidité, et alors il peut doubler , tripler de volume , si l’air est suffisamment saturé de vapeurs d’eau. Il est à remarquer que l’addition brusque d’une certaine quantité d’eau fait , au contraire , diminuer le volume de l’acide sulfurique. L’acide sulfurique , exposé à l’air, absorbe non-seulement l’humidité, mais encore les parcelles de matières organiques sans cesse suspendues dans l’air ; et , dans ce dernier cas , il se colore en brun de plus en plus foncé , jusqu’à ce qu’au bout d’un à deux ans, il devient complètement noir comme de l’encre. Ce phénomène tient encore à la grande affinité de l’acide sulfurique pour l’eau ; car ces parcelles de matières organiques se composent , en dernière analyse , d’une certaine quantité de carbone, puis d’oxygène et d’hydrogène dans les proportions convenables pour former de l’eau. Or , l’acide sulfurique , après avoir enlevé à ces molécules organiques l’oxygène et l’hydrogène à l’état d’eau , ne laisse plus que du carbone qui colore alors l’acide en noir. En plongeant un petit fragment de bois ou

(mets. 89

une allumette dans l'acide sulfurique concentré , le phénomène de carbonisation a lieu presque sur-le-champ.

L’acide sulfurique se combine directement avec les oxydes pour former des sulfates neutres , acides ou basiques. Un métal non oxydé mis en contact avec l’acide sulfurique, peut s’oxyder de deux manières différentes : 1° Par la décomposition de l’eau de l’acide sulfurique. Dans ce cas, il y a toujours dégagement d'hydrogène. Le zinc et le fer peuvent servir pour constater ce fait. La décomposition a déjà lieu à la température ordinaire. 2° Par la décomposition de l’acide sulfurique lui -même. Dans cette expérience, un équivalent d’oxygène de l’acide se porte sur le métal pour l’oxyder , et il y a dégagement d’acide sulfureux (SCP). Mais ici l’action n’a plus lieu à froid; il faut élever un peu la température. Le cuivre et le mercure sont dans ce cas. Le carbone décompose l’acide sulfurique : à la température de 200°, il se produit de l’acide sulfureux et de l’acide carbonique ; à une température plus élevée ( vers 500 à 600°), l’acide sulfureux lui-même se décompose, et il se produit du sultide de carbone , de l’oxyde de carbone et de l’acide carbonique. L'hydrogène décompose l’acide sulfurique placé dans un tube chauffé au rouge ; il y a formation d’eau et d’acide sulfureux. L’acide sulfhydrique gazeux et l’acide sulfurique concentré se décomposent réciproquement en donnant naissance à de l’eau, à de l’acide sulfureux et à du soufre qui se dépose. Les acides sulfhydrique et sulfurique dilués n’ont aucune action l’un sur l’autre. L’acide sulfurique et l’acide azoteux forment un composé cristallin particulier ( voy. Préparation de l’acide sulfurique). L’acide sulfurique est isomorphe avec l’acide chromique , et avec l’acide permanganique dans le permanganate de baryte (1).

Caractères essentiels. L’acide sulfurique précipite en blanc

j (l) Clarke: Of a dijj'icully in isomorphism {Records of scierie.; vol. III , p. 433).

OXACÉS.

les sels de baryte, et le précipité (sulfate de baryte) est tout à fait insoluble dans l’eau et dans les acides. Le sulfate de baryte est un des corps les moins solubles de la chimie ; sous ce rapport , il se place à côté du chlorure d’argent. Cependant , un excès d’acide sulfurique peut dissoudre un peu de sulfate de baryte, circonstance qu’il ne faut pas négliger dans les analyses.

Les sels solubles de chaux , de strontiane et de plomb , sont également précipités par l’acide sulfurique ; mais ces précipités sont beaucoup moins insolubles que le sulfate de baryte. En chauffant l’acide sulfurique avec du charbon , avec de la sciure de bois, avec du cuivre, du mercure, etc., on obtient un dégagement d’acide sulfureux dont l’odeur suffit pour faire reconnaître l’existence d’un oxacide de soufre. Versé sur des charbons incandescents , il répand des vapeurs blanches , épaisses , d’une odeur suffocante , et excitant une toux et un larmoiement incommodes.

État. L’acide sulfurique paraît exister à l’état de liberté dans quelques lacs du Japon et de l’Amérique méridionale. Il est probable que c’était originairement de l’acide sulfureux qui, au contact de l’eau et de l’air, est passé successivement à l'état d’acide sulfurique. C’est ainsi, du moins, qu’il faut s’expliquer la présence de l’acide sulfurique libre qu’on rencontre quelquefois dans les environs des volcans. Mais, c’est surtout à l’état de sulfate que l’acide sulfurique est répandu dans la nature avec profusion. Les sulfates les plus communs sont ceux de chaux (plâtre), de baryte, de strontiane, de magnésie, de soude et de potasse.

Préparation. Un moyen très-simple de préparer l’acide sulfurique consiste à chauffer dans un matras du soufre et de l’acide nitrique. Celui-ci se décompose, cède son oxygène au soufre pour le faire passer à l’état d’acide sulfureux et d’acide sulfurique. En chauffant davantage , on chasse l’acide sulfureux et l’excès d’acide nitrique ; et en arrêtant à temps l’action

OXACÉS.

de la chaleur, on obtient dans le matras de l’acide sulfurique concentré sensiblement pur.

Un moyen en apparence plus compliqué , pour préparer l’acide sulfurique , consiste à faire arriver dans un grand ballon en verre , au moyen de tubes recourbés , des vapeurs d’acide sulfureux obtenues en brûlant du soufre, et du gaz bioxyde d’azote (en faisant agir de l’acide nitrique très-éfendu sur des planures de cuivre) ; le ballon contient un peu d’eau et de l’air. Le bioxyde d'azote (Az* O’), en y arrivant, se colore aussitôt en jaune , et passe , par l’absorption d’une certaine quantité d’oxygène , à l’état d’acide hyponitrique (Az*0‘). Les vapeurs jaunes d’acide byponitrique cèdent au gaz acide sulfureux un équivalent de leur oxygène (O) et font ainsi passer l’acide sulfureux (SO’) à l’état d’acide sulfurique (SOn); et l’acide hyponitrique (Az*^) ayant perdu un équivalent d’oxygène, s’est transformé en acide azoteux (Az1 03), acide particulier qui n’avait point été encore isolé , et qui vient de l’être par M. Mitscherlich. Cet acide forme avec l’eau et avec l’acide sulfurique qui s’est produit, des cristaux blancs, incolores, qui, suivant M. Gaultier deClaubry, paraissent être le résultat d’une véritable combinaison (5 atomes d’acide sulfurique, 4 atomes d’eau et 2 atomes d’acide azoteux). En mettant ces cristaux en contact avec un peu d’eau de manière à les dissoudre , le ballon se colore de nouveau en jaune par la présence de l’acide byponitrique. L’acide sulfurique , en s’emparant de l’eau, met l’acide azoteux (Az!03) en liberté , qui ne tarde pas à se suroxyder en passant à l’état de vapeurs jaunes d’acide hyponitrique (Az1 0‘)’

C’est sur la théorie du procédé que nous venons d’indiquer qu’est fondée la fabrication de l’acide sulfurique en grand. A cet effet , on fait arriver dans une vaste chambre de plomb remplie d’air, des vapeurs d’acjdc hyponitrique et d’acide sulfureux, provenant de la combustion de dix parties de soufre sur une partie environ de nitre. Au bout d’un certain temps, on retire le liquide qui recouvre le plancher de la chambre, et on

OXACÉS.

l’évapore d’abord dans des chaudières de plomb, de manière à en porter la densité jusqu'à 1,35 à 40; ensuite on l’évapore dans des vases de verre ou de platine , jusqu’à ce que sa densité soit de 1,85 (1,84217). C’est là l’acide sulfurique du commerce dans son plus grand état de concentration possible.

Composition. La formule de l’acide sulfurique du commerce le plus concentré est de SO3, HO. Pour constater l’existence de cet équivalent d’eau , on combine l’acide sulfurique avec de la chaux (sulfate de chaux), et en pesant le sulfate de chaux avant et après sa calcination , on trouve une diminution de poids après sa calcination : la différence indique le poids de l’eau qui était renfermée dans l'acide sulfurique. L’acide sulfurique réel (anhydre) a pour formule = S0‘. 100 parties de SO3 se composent de

40, 1395 de soufre,

59, 8005 d’oxygène.

D’après ces données, il est facile de trouver l’équivalent en poids de l’acide sulfurique réel , en se rappelant que l’équivalent du soufre est 201, 165, celui de l’oxygène étant 100. Car, eu établissant la simple proportion suivante :

on a la valeur d\r = 300. Ce résultat nous apprend en même temps que la même quantité de soufre (201, 165) se combine avec le triple de 100 d’oxygène, c’est-à-dire avec 300 d’oxygène. De là la formule de SO3 =

Le nombre 501,165 est l’équivalent en poids de l'acide sulfurique réel (anhydre), auquel il faut ajouter, dans son plus

grandétat de concentration, un équivalent d’eau(112,48=HO).

Cet équivalent d’eau peut être déplacé par une oxy-base , au moyen d’une élévation de température. La capacité de saturation de l’acide sulfurique est 19,98; c’est-à-dire que l’acide sulfurique neutralise une quantité telle d’oxy-base , que l’oxygène de la base représente le tiers en poids de l’oxygène de l’acide ; en d’autres termes , l’oxygène de l’acide étant 3, celui de la base est 1.

Usages. L’acide sulfurique du commerce est un des acides les plus fréquemment employés ; c’est le meilleur réactif de la baryte et de ses sels. On s’en sert dans la fabrication de la soude et pour dissoudre l’indigo ; il est quelquefois employé comme moyen dessiccateur. Étendu de beaucoup d’eau , il sert à faire une espèce de limonade (limonade minérale) qu’on prescrit quelquefois en médecine. Avec huit parties d’alcool , il forme l’eau de Rabel des officines.

Historique. C’est à tort qu’on attribue à Basile Valentin la découverte de l'acide sulfurique. Je n’ai trouvé dans les écrits de ce moine rien qui puisse autoriser une pareille assertion. Tout porte à croire que Roger Bacon , qui vivait antérieurement à Basile Valentin , connaissait déjà la préparation des vitriols et de l’buile de vitriol.

2° Acide sulfurique anhydre (SO8).

SynoüïMES. Veille sulfurique glacial , acide sulfurique fumant, acide de Nortlhausen.

Propriétés physiques. Il est solide à une température basse, et à — 20° il cristallise en aiguilles blanches, opaques, ayant l’aspect de l’asbeste. Il se liquéfie à 25° et bout entre 25° et 30°. L’ébullition se fait par soubresauts. A la température ordinaire (15°), il répand des vapeurs blanches très-suffocantes , et disparaît peu à peu sans résidu. Sa densité est 1,97.

Propriétés chimiques. Lorsqu’on met l’acide sulfurique anhydre en contact avec de la baryte ou de la chaux , il se produit une température tellement élevée, que les vases dans

OXACÉS.

lesquels on fait l’expérience se brisent ordinairement avec violence. Or, en chauffant le 6ulfate qui en résulte , le poids est le même avant et après la calcination ; donc l’acide sulfurique ne contenait pas d'eau. L’acide sulfurique anhydre est absorbé (à — 15° ) en grande quantité par les chlorures de soufre , de phosphore , d’étain , de bismuth , et par beaucoup d’autres chlorures ; il se forme , dans cette circonstance , des produits qui n’ont pas encore été suffisamment examinés (1).

Caractères distinctifs. Projeté dans l’eau , il produit une effervescence et un bruit semblable à celui que produirait un fer chaud ; il ne se dégage point de gaz et il se forme de l’acide sulfurique ordinaire.

Préparation. On prépare l’acide sulfurique anhydre par la distillaliou de l’huile de vitriol qui porte le nom de Nordhausen , petite ville du royaume de Prusse prèsGœttingue, où l’on prépare cet acide en grand par la calcination du sulfate de fer ( vitriol vert). L’huile de vitriol de ^ordhausen se compose,d’après Vogel, d’acide sulfurique anhydre et d’acide sulfurique hydraté. En distillant cet acide, on obtient d’abord des vapeurs blanches très-épaisses qui se condensent , sous forme de cristaux dans un récipient entouré d’un mélange réfrigérant (à — 20°). Si l’on n’arrêtait pas la température à temps, l’acide sulfurique hydraté passerait lui même dans le récipient.

On peut encore préparer l’acide sulfurique anhydre par la distillation de l'acide sulfurique concentré du commerce. L’acide sulfurique anhydre distille le premier sous forme de vapeurs blanches et très-épaisses.

La composition de l’acide sulfurique anhydre est celle de l’acide sulfurique ordinaire concentré auquel on retranche un équivalent d’eau (112,18). Ses usages sont à peu près nuis. L’acide sulfurique anhydre diffère, comme nous venons de le voir, complètement de l’acide sulfurique ordinaire, avec lequel il n’a, pour ainsi dire, de commun que le nom, tant sont

(I) Voyez H. Rose dans Annal, der Physick und Chemicp. Poggendorf, i838.

O X ACES. y 5

profonds les changements que peut amener la présence d’un seul équivalent d'eau !

Sulfates.

Tous les sulfates peuvent, dans certaines circonstances ( Foj. plus bas), donner lieu à l’odeur de l’acide sulfureux ou à l’odeur de l’hydrogène sulfuré : l'un et l’autre caractérisent un composé de soufre. Ils ne donnent point d'effervescence avec les acides.

Action de la chaleur. Ils sont tous décomposés par la chaleur, excepté les sulfates dépotasse, de soude, de chaux, de slrontiane , de baryte , de magnésie et de plomb. Les produits qu’ils laissent dégager, varient suivant les degrés de température. Il se dégage d’abord de l’eau ( eau de cristallisation ) vers 100°; ensuite des vapeurs blanches , suffocantes d'acide sulfurique anhydre, vers 400u; enfin, à une température plus élevée ( à la chaleur rouge), l’acide sulfurique luimême se décompose et laisse dégager de l'oxygène et de l’acide sulfureux , ordinairement dans le rapport d'un volume d'oxygène pour deux vol. d’acide sulfureux. Lorsque l'oxygène se trouve en proportion moins considérable, c’est qu’une partie sert à faire passer l’oxyde à un degré supérieur d’oxydation. Si la base a beaucoup d'affinité pour l'oxygène , on obtient un oxyde pour résidu. Ainsi les sulfates de fer , de zinc et de cuivre , laissent , après leur calcination , de l’oxyde de fer, de zinc, de cuivre. Si la base a peu d'affinité pour l’oxygène , on a pour résidu le métal pur. Le sulfate d'argent est dans ce cas. Tous les sulfates, même ceux que la chaleur ne décompose point , sont décomposés quand on les chauffe avec des corps qui peuvent absorber de l’oxygène et se transformer en des composés fixes ou volatils ; le bore et le phosphore décomposent tous les sulfates à l’aide de la chaleur , san s dégagement d’acide sulfureux. Après l’opération, on a, à la place du sulfate, un phosphate ou un borate indécomposable , mêlé à une plus ou moins grande quan-

g 6 OXACÉS.

titéde sulfure. Tous les sulfates sont décomposés par le charbon à l'aide de la chaleur. L’acide sulfurique est réduit à l’état de soufre qui se combine avec le métal désoxydé, pour donner naissance àun sulfure. Les sulfates métalliques ne donnent, dans ce cas, qu’une partie du sulfure qu'ils pourraient donner réellement; tandis que les sulfates alcalins, de même que les sulfates de plomb et de magnésie , donnent une quantité de sulfure équivalente à tout le soufre de l’acide sulfurique contenu dans le sulfate. Tous ces sulfures dégagent, a l’air humide, l’odeur d’œufs pourris caractéristique de l’hydrogène sulfuré. Si le sulfate métallique traité par le charbon donne peu ou point de sulfure, il faudra préalablement mêler le charbon avec du carbonate de potasse ou de soude. 11 se formera d’abord un sulfate de potasse , sur lequel le charbon exerce ensuite son action décomposante ; et l’on aura pour résidu un sulfure qui exhalera , à l’air humide ou dans l’eau , l’odeur de l’hydrogène sulfuré, qui noircit une lame de plomb ou d’argent. Dans tous les cas, si le charbon est en excès par rapport au sulfate , il ne se dégagera que de l’acide carbonique. Si , au contraire , le sulfate est en excès par rapport au charbon , il ne se dégagera que de l’oxyde de carbone. Dans les proportions intermédiaires , on aura un mélange d'acide carbonique et d’oxyde de carbone.

Solubilité. La plupart des sulfates sont solubles. Les moins solubles sont les sulfates de chaux, de strontiane, d’antimoine, de bismuth, et de plomb. Mais le plus insoluble de tous , c’est lesulfale de baryte. Aussi, une très-petite quantité de sulfate soluble précipite-t-elle un atome de baryte. Le précipité est blanc, pesant , tout à fait insoluble dans l’eau , dans les alcalis et dans les acides, à l’exception de l’acide sulfurique bouillant qui en dissout un peu. Les sulfates solubles dans l’eau sont à peine solubles dans l’alcool. D’où il résulte qu’en versant de l’alcool dans de l’eau de puits, qui renferme ordinairement beaucoup de sulfate de chaux (plâtre) en dissolution, on obtient un abondant précipité blanc de sulfate de chaux . Quand on fait

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J by GoogI

OXACÉS. 97

bouillir , pendant deux heures environ , du sulfate de baryte insoluble avec 5 à 6 fois de son poids de carbonate de potasse en dissolution , il s’opère un double échange : à mesure qu’il se forme du carbonate de baryte , il se produit du sulfate de potasse; et c’est celte quantité de sulfate de potasse qui fait reconnaître la quantité correspondante de sulfate de baryte, puisque la même quantité d’acide sature toujours une quantité équivalente de base. C’est ainsi qu’on arrive à transformer un sel insoluble (sulfate de baryte) en un sel soluble correspondant (sulfate de potasse). Ce moyen, découvert par Dulong, oll're de grands avantages dans certains cas d’analyse.

Composition. Dans les sulfates neutres , l’oxygène de la base est le tiers de l’oxygène de l’acide ; 1 équivalent d’acide est uni à 1 équivalent de base. Dans les sulfates acides ( bisulfates ), la quantité de l’acide est le double de la quantité de l'acide qui existe dans le sulfate neutre. Il y a un certain nombre de sulfates basiques, dans lesquels la base est un multiple par 3, par ü, rarement par 2.

MO, SO3 (sel neutre)

MO, (SO3)1 (bisel)

2 MO, SO’ (sel bibasique) I

3 MO, SO9 (sel tribasique)

6 MO, SO3 (sel sexbasique).

Préparation. Beaucoup de sulfates, et particulièrement les sulfates alcalins et terreux, se rencontrent tout formés dans la nature. On les prépare par voie de double décomposition. Ainsi , pour préparer le sulfate de plomb , on verse du sulfate de soude (ou tout autre sulfate soluble) dans du nitrate ou de l’acétate de plomb : il se forme aussitôt un précipité blanc de sulfate de plomb, et du nitrate ou de l 'acétate de soude qu’on sépare par le filtre.

OXACtS.

Acide hjrposulf urique.

Sj.yojyms. V uterschwejel taure (allem.).

Propriétés physiques. L'acide byposulfurique est liquide , incolore, inodore, d’une saveur franchement acide. En le faisant bouillir, il abandonne de l’eau ; puis, arrivé à la densité de 1,347 , il se décompose en acide sulfureux qui se dégage et en acide sulfurique qui reste. Dans le vide , il se décompose à froid.

Propriétés chimiques. Chauffé vers 100°, il Se décompose et précipite alors les sels de baryte. L’acide byposulfurique produit, en se combinant avec les oxy-bascs, des hypOsuIfates remarquables par leurs belles cristallisations. C’est un acide très-peu stable.

100 parties d’acide byposulfurique se composent de 44,59 de soufre et de 55,41 d’oxygcne.

Préparation. En faisant arriver du gaz acide sulfureux sur du peroxyde de manganèse , il se forme , par la fixation d’une certaine quantité d’oxygène, un sel soluble particulier, qui ne précipite pas les sels de baryte comme les sulfates solubles. Ce sel est un hyposulfate, qu’on peut, par voie de double décomposition , transformer en hyposulfate de baryte soluble. En ajoutant ensuite à 1 hyposulfate de baryte, de l’acide sulfurique, on précipite toute la baryte à l’état de sulfate , et l’acide byposulfurique reste en dissolution. C’est en opérant ainsi que M. Gay-Lussac a, le premier, découvert cet acide.

Composition. L’acide byposulfurique se compose de 1 équivalent de soufre et de 2 j éq. d’oxyg. ; ou de 2 éq. de

soufre «t de 5 éq. d’oxyg- De là, sa formule ==S!Q‘ ou&.

Hyposulfates .

Ces sels forment de beaux cristaux. Traités par l’acide sulfurique étendu, ils ne présentent rien de remarquable à

OXACÉS.

froid. Traités de la même maniéré à chaud, ils dégagent de l’acide sulfureux, en même temps qu’une partie de l’acide hyposulfurique se change en acide sulfurique. L’acide sulfurique concentré agit à froid comme l’acide sulfurique étendu, à l’aide de la chaleur. Ils sont permanents et Inaltérables à l’air.

Action de la chaleur. Exposés à la chaleur , tous les hyposulfates se transforment en sulfates, avec dégagement d’acide sulfureux. Calcinés avec du charbon , du fer, du cuivre, etc., ils donnent les mêmes résultats que les sulfates , seulement la quantité d’oxygène qu’ils dégagent est un peu moindre.

Solubilité. Tous les hyposulfates sont solubles; aucun d’eux ne précipite les sels de baryte. Cette grande solubilité est un des caractères les plus remarquables des hyposulfates.

Composition. Un équivalent d’acide est uni à un équivalent de base. Formule d’un hyposulfate : =Sî05,M0.

Préparation. Dans le traitement du peroxyde de manganèse par l'acide sulfureux , il se produit lin mélange de sulfate et d'byposulfate de manganèse soluble dans l’eau. En y ajoutant de la chaux , on précipite l’oxyde de manganèse et en même temps l’acide sulfurique à l’état de sulfate de chaux. 11 reste en dissolution de l’hyposulfate de chaux. On prépare facilement les autres hyposulfates par voie de double décomposition.

Acide hyposulfureux.

Symo*. Acide suif o-sulf urique ( Persoz ) , XJuteTtchweJUgesiiurê (allemand).

Cet acide n'a point été isolé jusqu’ici (1).

Préparation. L’acide byposulfurcux a été découvert par M. Gay-Lussac , en faisant agir une dissolution d’acide sulfu-

(i) M. Perso* vient d’annoncer à l’ Académie royale des sciences, qu il est parvenu a isoler l’aeide byposuUnrei*» e» traitant lhyposulfiUi de potasse par l'acétate déplorai*, et en précipitant celtjici pu l’hpdro§ene sulfuré. «L’acide hyposulfuieux ainsi obtenu , est , dit l’auteur , Manc et rougit

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OXACES.

reux dans l'eau , sur du zinc. Dans cette action , il ne se dégage point d'hydrogène. Le métal s’oxyde en s’emparant de la moitié de l’oxygène de l’acide sulfureux (SOs), et l’autre moitié , restant combinée avec le môme équivalent de soufre , forme un acide de soufre particulier , qui porte le nom d’acide hyposulfureux.

Propriétés chimiques. Combiné avec les oxy-bases, il forme des hyposulfates qui sont tous solubles. Quand on cherche à isoler l’acide hyposulfureux , en lui substituant un acide plus fort, il se décompose en soufre qui se dépose ( 1 équivalent), et en acide sulfureux qui se dégage.

Composition. 100 parties d’acide hyposulfureux , se composent de

66,80 de soufre,

33,20 d’oxygène.

Sa formule est SW ou S. , qui représente 1 éq. d’acide saturant 1 éq. de base.

Ujposulfites (sulfo-sulfates , Persoz).

Ces sels ont une saveur sulfureuse. Traités par les acides , ils se décomposent tous en soufre qui se dépose avec une apparence laiteuse , et en acide sulfureux , qui se dégage ; leur cristallisation est prismatique. Exposés à l’air, ils se transforment successivement en subites et en sulfates , par suite de l’absorption de l’oxygène.

Action de la chaleur. Tous les hyposuliites sont décomposés par la chaleur seule , et à plus forte raison par la chaleur aidée de quelque corps combustible. En calcinant un bypo-

fortement la teinture de tournesol. On le concentre dans une étuve ou dans le vide. Vers le point debullition, il se décompose en soufre et en acide sulfureux. Il décompose à froid les carbonates de potasse , de soude , de chaux , de magnésie et de plomb. L’acidp sulfurique concentré le décompose avec dépôt de soufre eu s emparant de l'acide sulfureux ( Comptes rendus des séances de l Académie , 6 avril lS4° )• *

OXACÉS. IOI

sulfite à l’air ou au contact de l’oxygène , on obtient un sulfate , un sulfure et du soufre qui se dégage.

Solubilité. Ils sont , à l’exception d’un petit nombre , tous solubles dans l’eau.

Composition. Un équivalent d’acide hyposulfureux ( S?0!) uni à un équivalent de base (MO) = S’0% MO.

Préparation. Les hyposulfites , dont quelques-uns peuvent exister naturellement dans les eaux sulfureuses , comme celles de Barèges , se préparent de différentes manières : 1° en chauffant une dissolution de sulfite de potasse avec du soufre ; les cristaux d’hyposulfite de potasse se déposent par refroidissement ; 2° les sulfures alcalins exposés à l’air se transforment , au bout de quelque temps , en hyposulfites ; 3° en versant de l’acide sulfureux dissous dans un polysulfure; 4® en faisant arriver un courant d’hydrogène sulfuré dans un polysulfure.

On désignait autrefois les hyposulfites par le nom de sulfites sulfurés , en admettant , non pas une combinaison , mais une simple dissolution de soufre dans un sulfite. L’hyposulfite le plus anciennement connu est l’hyposulfite de soude. On l’obtenait en grand dans la fabrication de la soude par des procédés imparfaits.